Exercices d entraînement

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1 Exercices d entraînement 16. Le produit «ph-moins» est le solide ionique NaHSO 4. L équation de sa dissolution est NaHSO 4 (s) Na + (aq) + HSO 4 (aq). L ion HSO 4 est un acide qui réagit avec la base H O selon la réaction d équation : HSO 4 (aq) + H O () H 3 O + (aq) + SO 4 (aq) (l énoncé ne précise pas qu il s agit d un acide faible, la simple flèche est acceptée). La réaction produit des ions H 3 O +. Lorsque l on ajoute le solide ionique dans l eau, la concentration en ions H 3 O + augmente et donc le ph diminue, d où l appellation produit «ph-moins». Le produit «ph-plus» est le solide ionique CaCO 3. L équation de sa dissolution est : CaCO 3 (s) Ca + (aq) + CO 3 (aq) L ion CO 3 est une base qui réagit avec l acide H O selon la réaction d équation : CO 3 (aq) + H O () HCO 3 (aq) + HO (aq) (l énoncé ne précise pas qu il s agit d un acide faible, la simple flèche est acceptée). La réaction produit des ions HO. Lorsque l on ajoute le solide ionique dans l eau, la concentration en ions HO augmente donc. Or, en solution : [H 3 O + ] = Ke HO, donc la concentration en ions H 3 O + diminue entrainant l augmentation du ph, d où l appellation produit «ph-plus». 17. a. Une solution neutre vérifie [H 3 O + ] = [HO ]. Or, en solution K e = [H 3 O + ] [HO ]. Donc K e = [H 3 O + ], d où log K e = -log [H 3 O + ] = -ph. Le ph d une solution neutre vérifie donc ph = A.N. : ph = log 1, = 6,9. b. Le ph du plasma est supérieur à celui d une solution neutre (7,4 > 6,9) donc le plasma est une solution basique. c. On calcule les concentrations en ions H 3 O + correspondant aux deux valeurs extrêmes de ph : - pour ph = 6,8, [H 3 O + ] = 10-6,8 = 1, moll -1 - pour ph = 7,8, [H 3 O + ] = 10-7,8 = 1, moll -1 D où 1, moll -1 < [H 3 O + ] < 1, moll a. Le ph du suc gastrique vaut 1,5 ; la concentration en ions H 3 O + y est donc égale à : [H 3 O + ] suc = 10 -ph = 3, 10 - moll -1 Dans l estomac de ph = 3,0, cette concentration est égale à : [H 3 O + ] estomac = 10-3 = 1, moll -1 Le facteur de dilution est La solution est diluée 3 fois. + HO 3 HO 3 estomac + suc donc de pk e. 1,0 10 3, 10 3 = 1 3. Nathan / 3

2 b. La valeur du ph permet de déterminer [H 3 O + ] = 1, moll -1 puis celle en ions HO : A.N. : [HO ] = 10 1, ,7 8 [HO ] = Ke HO 3 =, moll -1., avec K e = 10 -pke = 10-13,7 19. a. Dissolution de l acide ascorbique : C 6 H 8 O 6 (s) C 6 H 8 O 6 (aq) Il s agit d un acide faible qui réagit de façon équilibrée avec la base H O selon la réaction d équation : C 6 H 8 O 6 (aq) + H O () H 3 O + (aq) + C 6 H 7 O 6 (aq) b. Soit le volume de la solution. La valeur du ph de la solution permet de déduire la concentration finale en ions H 3 O + : [H 3 O + ] = 10 -ph et donc sa quantité [H 3 O + ]. qui correspond à l avancement final x f. A.N. : x f = 10 -,9 0,0 =, mol. c. Le tableau d évolution de la réaction est : avancement C 6 H 8 O 6 (aq) + H O() H 3 O + (aq) + C 6 H 7 O 6 (aq) état initial 0 n excès 0 0 état final x f n - x f excès x f x f La quantité finale d ion ascorbate C 6 H 7 O 6 est égale x f donc [C 6 H 7 O 6 ] = [H 3 O + ] = 10 -ph. La quantité finale d acide ascorbique C 6 H 8 O 6 est n x f où n est la quantité initiale d acide ascorbique avec n = D où : [C 6 H 8 O 6 ] = m m x (avec m la masse d acide ascorbique et sa masse molaire). f. A.N. : [C 6 H 7 O 6 ] = 10 -,9 = 1, moll -1. = = 176 gmol -1 ; 0, ,510 [C 6 H 8 O 6 ] = = 1, moll -1 0, 0. a. Réaction équilibrée de la base NH 3 avec l acide H O : NH 3 (aq) + H O() NH + 4 (aq) + HO (aq) b. L avancement de la réaction équilibrée de l ammoniac avec l eau est inférieur à celui de la réaction totale d une même quantité de base forte avec l eau. La quantité et donc la concentration d ions HO dans la solution d ammoniac sont donc plus faibles que dans la solution de base forte. Or, en solution [H 3 O + Ke ] =. Donc la concentration d ions H 3 O + HO est plus élevée et donc le ph plus faible dans la solution d ammoniac que dans la solution de base forte. Nathan / 3

3 1. a. La base conjuguée de l acide R-CO H a pour formule R-CO. b. La réaction d un acide fort avec l eau est totale. La quantité d ions H 3 O + produite est égale à la quantité initiale d acide fort introduit. La concentration en ions H 3 O + est donc égale à la concentration apportée de l acide : [H 3 O + ] = c. Or, la valeur de ph permet de déterminer : [H 3 O + ] = 10 -ph = 10-3,7 =, Cette valeur est inférieure à c l acide est donc faible. c. R-CO H (aq) + H O() H 3 O + (aq) + R-CO (aq).. 1. a. L eau pure est une solution neutre. À 5 C, son ph vaut 7. b. Les valeurs de ph sont différentes de 7 donc ces différentes eaux ne sont pas «pures».. Dans le manuel élève, nous avons précisé que le dioxyde de carbone en solution aqueuse se comporte comme un acide faible. a. Réaction équilibrée de l acide faible avec l eau : (CO, H O) (aq) + H O () H 3 O + (aq) + HCO 3 (aq) b. D après l équation précédente, les solutions dans lesquelles est dissous du dioxyde de carbone sont acides. C est le cas de l eau distillée du laboratoire laissée à l air libre, qui dissout le CO atmosphérique et du Perrier gazéifié par du dioxyde de carbone gazeux. 3. a. L expérience est une mesure du ph de solutions savonneuse à l aide de papier ph. b. Un savon contient des ions carboxylate R-CO, qui sont des bases faibles. c. La couleur du papier ph change quelle que soit le ph pour prendre une couleur particulière. Le papier ph réagit donc à tout ph et pas seulement à ph élevé. d. La couleur du papier ph est caractéristique d une solution légèrement acide (ph 5 6). C est préférable parce que le ph de la peau est légèrement acide On ne peut mesurer le ph que de solutions. Il faut donc réaliser des «solutions de sol», en agitant longtemps une masse de terre dans un volume d eau. Après filtration, on mesure le ph de la solution avec un ph-mètre. Pour comparer différents sols, il faut que les solutions soient préparées avec la même masse de terre et le même volume d eau. Le taux d humidité de la terre peut varier de façon considérable selon les conditions de prélèvement Il est préférable de sécher la terre en la plaçant à l étuve avant de peser les échantillons pour préparer des solutions de sol à partir d une même masse de terre sèche. Pour favoriser le transfert des ions H 3 O + de la terre vers la solution, on peut utiliser plutôt que de l eau pure une solution de chlorure de potassium (les ions H 3 O + de la terre sont remplacés par les ions K + de la solution). Exemple de protocole : Recueillir des échantillons de sol, les placer à l étude pour les déshydrater ; Les broyer finement. Pour chaque échantillon : Peser 10 g de terre sèche ; La placer dans un bécher et y ajouter 5 ml de solution de chlorure de potassium (K + (aq), Cl (aq)) de concentration 0,1 moll -1 ; Ajouter un barreau magnétique, agiter sur un agitateur magnétique ; Laisser reposer longuement pour décanter ; esurer le ph de la solution surnageant à l aide d un ph-mètre préalablement étalonné. Nathan / 3

4 5. 1. [H 3 O + ] = 10 -ph = 10-5,3 = 5, moll -1.a. ph = 5,3 0,05. b. Le ph est compris entre les valeurs 5,18 et 5,8. Donc [H 3 O + ] max > [H 3 O + ] > [H 3 O + ] min ; avec [H 3 O + ] max = 10-5,18 = 6, moll -1 et [H 3 O + ] min = 10-5,8 = 5, moll -1. L incertitude sur la valeur de [H 3 O + ] peut être évaluée en calculant l expression : [H 3 O + ] = ([H 3 O + ] max - [H 3 O + ] min ) = 0, moll -1 (on ne garde qu un chiffre significatif pour l incertitude). Pour donner la valeur de [H 3 O + ], on calcule la valeur moyenne + + H3O + H max 3O Le dernier chiffre significatif est celui sur lequel porte l incertitude. A.N. : [H 3 O + ] = (5,9 0,7) 10-6 moll a. Comme acides d origine végétale, T. Lowry cite : «vinegar» obtenu à partir de vin ; «citric acid» présent dans le jus de citron et «malic acid» dans les pommes. Pour les acides d origine minérale, il cite «vitriol», «aqua fortis or nitric acid» et «muriatic acid». b. Nom anglais Nom français courant Formule de l acide Formule de la base vinegar acide acétique C H 4 O C H 3 O citric acid acide citrique C 6 H 8 O 7 C 6 H 7 O 7 malic acid acide malique C 4 H 6 O 5 C 4 H 5 O 5 vitriol acide sulfurique H SO 4 HSO 4 aqua fortis acide nitrique HNO 3 NO 3 muriatic acid acide chlorhydrique H 3 O +, Cl H O 7. a. et b. L équation de la réaction totale est H 3 O + (aq) + HO (aq) H O (). L avancement final de la réaction est égal à la quantité initiale de réactif limitant : Expérience Réactif limitant Avancement final x f olume total t min Avancement volumique c f 1 Proportions stœchiométriques c A A = 10 mmol 00 ml 5, moll -1 Proportions stœchiométriques c A A = 5,0 mmol 100 ml 5, moll -1 3 H 3 O + c A A = 50 mmol 150 ml 3, moll -1 4 HO c B B = 50 mmol 150 ml 3, moll -1 c. La variation de température dépend de l avancement volumique (même variation pour deux valeurs de c f identiques expériences 1- et 3-4, variations différentes pour deux valeurs de c f différentes).. Nathan / 3

5 8. Lorsque le niveau d eau du lac augmente, le volume d eau augmente mais la quantité d ions H 3 O + reste constante. La concentration en ions H 3 O + diminue par dilution et le ph augmente. La quantité d ions H 3 O + est : n = 10 -phi i où i est le volume initial du lac et ph i son ph initial. Lorsque le niveau augmente de h, le volume du lac devient : f = i +Sh si on assimile le lac à un cylindre de surface S. La concentration en ions H 3 O + devient [H 3 O + n ] f =. Le ph final est : La variation de ph est : A.N. : 10 ph i i i phf log phi log. i Sh i Sh i phf- phi log. i Sh phf- phi log 0, Il s agit d augmenter le ph d une unité, ce qui revient à diviser la concentration en ions H 3 O + par 10. Le premier protocole repose sur une dilution au 1/10 qui conduit à la solution souhaitée. Le second protocole repose sur la diminution de la quantité d ions H 3 O + de la solution en exploitant la réaction totale avec les ions HO : H 3 O + (aq) + HO (aq) H O (). La solution initiale a un ph de 3,0, donc une concentration en ions H 3 O + égale à 1, moll -1. Pour obtenir 1 L d une solution de ph = 4,0, c est-à-dire de concentration 1, moll -1 en ions H 3 O +, il faut donc consommer 9, mol d ions H 3 O +, ce que l on effectue en ajoutant une quantité égale d ions HO. Une masse m d hydroxyde de sodium de masse molaire contient une quantité n = d ions HO. A.N. n = f = 9, mol, ce qui correspond bien à la quantité d ions HO nécessaire. Le premier protocole est bien plus précis. En effet, dans le second, une légère erreur dans la mesure de la masse d hydroxyde de sodium à ajouter modifiera considérablement l avancement de la réaction totale utilisée (par exemple, si la masse introduite est de 40 mg, tous les ions H 3 O + seront consommés et le ph vaudra 7!) a. D après le document, un lac est qualifié d acide si son ph est inférieur à 5,5 : -log [H 3 O + ] < 5,5 [H 3 O + ] >10-5,5 moll -1 [H 3 O + ] > 3, 10-6 moll -1 b. L acide fort HNO 3 réagit de façon totale avec l eau : HNO 3 (aq) + H O () NO 3 (aq) + H 3 O + (aq) c. Pour transformer SO en SO 3, il faut un apport d atome d oxygène qui peut être foruni par le dioxygène de l air : équation de la formation de SO 3 (g) : SO (g) + O (g) SO 3 (g) ; réaction avec l eau : SO 3 (g) + H O () H SO 4 (aq). m Nathan / 3

6 d. Le diacide fort H SO 4 réagit de façon totale avec l eau : H SO 4 (aq) + H O () SO 4 (aq) + H 3 O + (aq) e. Les ions sulfate SO 4 et nitrate NO 3 sont produits en même temps que les ions H 3 O + lors des réactions des acides forts avec l eau. Leur présence met en évidence que l acidité est bien corrélée à la présence d acide nitrique et d acide sulfurique.. a. La quantité n 0 est liée à la concentration en H 3 O + et donc au ph : n 0 = [H 3 O + ] = 10 -ph A.N. : 10-5,5 est la concentration en ions H 3 O + exprimée en moll -1, une conversion de volume en L est nécessaire : n 0 = 10-5,5 5, = 1,610 6 mol. b. Les ions H 3 O + sont consommés par la réaction acido-basique totale : H 3 O + (aq) + A (aq) HA (aq) + H O () c. La quantité initiale d ions H 3 O + est n 0. La quantité finale d ions H 3 O + souhaitée est : n = 10-6 = , = 5,010 5 mol La réaction doit donc consommer une quantité n 0 n d ions H 3 O +, ce qui correspond, d après l équation de la réaction, à la quantité n b de base A à ajouter : n b = n 0 n. A.N. : n b = 1, ,010 5 = 1,110 6 mol. d. La masse de base à ajouter est m = n b = 1, = 1,110 8 g = 1,110 t. L opération coûte donc : 50 1,110 = Nathan / 3

7 Exercices de synthèse 31. L eau de pluie acide contient des ions nitrate, chlorure et sulfate, produits des réactions totales de l acide nitrique, de chlorure d hydrogène et d acide sulfurique avec l eau : (1) HNO 3 (aq) + H O () NO 3 (aq) + H 3 O + (aq) () HCl (aq) + H O () Cl (aq) + H 3 O + (aq) (3) H SO 4 (aq) + H O () SO 4 (aq) + H 3 O + (aq) Considérons un échantillon d eau de pluie de volume contenant une quantité n 1 d ions NO 3, une quantité n d ions Cl et une quantité n 3 d ions SO 4. La réaction (1) a produit une quantité n 1 d ions NO 3 et une quantité n 1 d ions H 3 O +. La réaction () a produit une quantité n d ions Cl et une quantité n d ions H 3 O +. La réaction (3) a produit une quantité n 3 d ions SO 4 et une quantité n 3 d ions H 3 O +. La quantité totale d ions H 3 O + présente est donc n 1 + n + n 3 et la concentration des ions H 3 O + est : [H 3 O + ] = n n n 1 3 = c 1 + c + c 3 où c 1, c et c 3 sont les concentrations molaires des ions nitrate, chlorure et sulfate. On connait les concentrations massiques c m1, c m et c m3 de ces ions dans l eau de pluie. On peut en déduire leurs concentrations molaires : c 1 = c m 1 1 ; c = c m ; c 3 = où 1, et 3 sont les masses molaires des ions nitrate, chlorure et sulfate.d où : On en déduit le ph de l eau de pluie : [H 3 O + ] = c m ph = -log [H 3 O + ] = -log ( A.N. : 1 = = 6 gmol -1 ; = 35,5 gmol -1 ; 3 = = 96 gmol -1. ph = -log ( c m c m c m3 c m3 3 c m 3 + c m3 1, 410 0,3510, , ) ) = 4, a. D après la notice, l incertitude sur la mesure de ph est de 0,01 unité. b. Les informations relatives à l étalonnage sont dans la rubrique «calibrage». L étalonnage doit se faire avec deux solutions ( points d après la notice). L appareil peut identifier automatiquement 3 groupes de solutions tampon. Les images se forment sur la rétine.. a. Les différences entre les mesures effectuées portent sur le chiffre des 1/10 d unité ph. La dispersion des mesures semble supérieure à l incertitude donnée par la notice. b. aleur moyenne : 4,81, écart type : 0,06. Pour un intervalle de confiance de 95 % : ph = 4,81 0,06, soit ph = 4,81 0,1 Nathan 01 0 / 3

8 c. 3. a. Le ph-mètre permet une mesure dans la plage 0-14 mais la sonde de ph ne permet une mesure que dans l intervalle 0-1. Il n est donc pas possible de mesurer un ph de 13 avec cette sonde. b. Il faut conserver la sonde dans une solution de chlorure de potassium à 3 moll Dans le manuel élève, la question d. a été complétée par la question «Faire une recherche pour déterminer de quels sucres est constitué le lactose.» afin de faciliter la suite de l exercice. La question e., présente dans le spécimen, a été supprimée. Les documents de cet exercice sont extraits du dossier : Exploration_PS_ 1-3_yaourt_1519.pdf disponible sur eduscol. a. La caséine est soluble dans le lait et insoluble dans le yaourt. b. La transformation du lait en yaourt conduit à la formation d acide lactique responsable de l acidification du milieu. c. On peut acidifier du lait avec quelques gouttes d acide chlorhydrique, de vinaigre ou de jus de citron et observer s il coagule. d. La molécule de lactose est constituée de l association d une molécule de glucose et d une molécule de galactose. e. Entre le lait et le yaourt, on observe une diminution de la quantité de lactose, la formation de galactose, de glucose et d acide lactique. On peut supposer que le lactose a été décomposé en glucose et galactose, mais dans ce cas, on devrait obtenir une même masse de glucose et de galactose puisqu ils ont la même formule brute. Le glucose formé a donc été transformé. On peut supposer que les bactéries permettent sa décomposition en acide lactique, autre molécule organique présente dans le yaourt et pas dans le lait. Pour vérifier ces hypothèses on peut : Préparer une solution de lactose, y ajouter des ferments lactiques, porter à 40 C et mesurer le ph. Préparer une solution de glucose, y ajouter des ferments lactiques, porter à 40 C et mesurer le ph. Dans les deux cas, le suivi du ph d une solution témoin (sans ferment lactique) doit être effectué. Nathan 01 1 / 3

9 Pour obtenir un volume = 1L de solution de concentration c B, il faut introduire une quantité n B d hydroxyde de sodium NaOH(s) vérifiant n B = c B. La masse m B d hydroxyde de sodium correspondante vérifie m B = B n B où B est la masse molaire de l hydroxyde de sodium. D où m B = c B B ; A.N. : m B = 10 1 ( ) = 400 g. Dans le manuel élève, d = 1, remplace d = 1,19 afin que toutes les données de l exercice aient le même nombre de chiffres significatifs. a. La masse d un échantillon de volume de la solution S 3 est m 3 = d où est la masse volumique de l eau. Cet échantillon contient une masse de chlorure d hydrogène m HCl = xm 3 = x d et la quantité de chlorure d hydrogène (de masse molaire HCl ) présente est donc n HCl = m HCl / HCl. A.N. : = 1,0 kgl -1 ; m HCl = 0,37 1, 1,0 1,0 = 0,44 kg ; n HCl = b. La concentration molaire de la solution S 3 est c 3 = n HCl 0, ,5 1 3 = 1 mol.. A.N. : c 3 = 1 1 = 1 moll-1. On souhaite obtenir une solution fille de volume et de concentration c A. On doit prélever un volume 3 de la solution mère vérifiant c 3 3 = c A, donc 3 = A.N. : 3 = 0 1,0 1 = 1,7 ml. ca c 3. a. Un échantillon de volume = 1,0 L de la solution S contient une quantité n A = c A d ions H 3 O + (issus de la réaction totale entre le chlorure d hydrogène et l eau). On y ajoute une quantité n B = c B B d ions hydroxyde où B est le volume occupé par 6 gouttes de la solution S 1. A.N. : n A = 0 mmol. Le volume d une goutte délivré par la burette est v B = 1,0 0 = 5,010 - ml ; donc B = 6 5,010 - = 3,010-1 ml et n B = 10 3,010-1 = 3,0 mmol. Il se produit la réaction totale suivante : H 3 O + (aq) + HO (aq) H O (). Son tableau d évolution est : avancement H 3 O + (aq) + HO (aq) H O() EI 0 n A > n B n B excès EF n B n A - n B 0 excès Il reste donc une quantité n A n B d ions H 3 O + en solution et une concentration : [H 3 O + ] = n A nb A.N. : [H 3 O + 0 3,0 ] = = 1,7 mmoll -1. 1,0 b. Pour obtenir une solution neutre, il faudrait introduire autant d ions HO que d ions H 3 O +, na ce qui correspond à un nombre de gouttes p vérifiant : n A = c B pv B, soit p = cv. 0 A.N. : p = La neutralité s'obtiendra donc entre la 6 e et la 7 e goutte versée , B B 3. Nathan 01 / 3

10 35. La correction dépendra des pages retenues par les élèves Rédiger une synthèse de documents Dans le manuel élève, l objectif a été reformulée : «L'objectif de cet exercice est d'analyser et d'interpréter les résultats de l'examen des deux nourrissons.» Le reflux gastro-œsophagien du nourrisson est une anormale remontée du contenu de l estomac dans l œsophage. Le milieu stomacal est très acide (ph de 1 à 3 d après les données du document 5) et le reflux entraine une brûlure des parois de l œsophage. Le diagnostic repose sur un examen ph-métrique. Il consiste en une mesure du ph de l œsophage grâce à une sonde placée à l extrémité de l œsophage (quelques cm au dessus de la jonction avec l estomac d après le document ) et reliée à un ph-mètre. La mesure est effectuée en continu sur plusieurs heures. Les courbes tracées représentent l évolution du ph au cours du temps. Les heures de prises de biberon sont indiquées. Les premières courbes proposées concernent un relevé du ph de l œsophage d un nourrisson sain, ainsi que l allure de l évolution du ph de son estomac. La sonde relève un ph constant voisin de 7, alors que le ph stomacal lui, décroit entre deux biberons (document 4). Nous pouvons expliquer cette évolution. La salive et le lait ont même ph (document 5). Le lait absorbé par le nourrisson ne modifie pas le ph de l œsophage. En revanche, son introduction dans l estomac provoque une augmentation du ph (l estomac est rempli de lait de ph égal à 7). Le ph de l estomac décroit de 7 (ph du lait) à 1 lorsque la digestion se produit. Il augmente de nouveau au biberon suivant. Sur le tracé du ph œsophagien d un nourrisson présentant un reflux, le ph n est plus constant. Les variations observées ont la même allure entre deux biberons, dates auxquelles le ph mesuré est de 7, à cause du lait absorbé. Le tracé présente des décroissances périodiques du ph (d une durée de quelques minutes toutes les 0 à 30 min), d amplitudes de plus en plus grandes (1 unité ph 1 h après le biberon, 3 unités 1h 3/4 après le biberon et jusqu à 6 unités ph 3 heures après. Nous pouvons interpréter chaque décroissance par un reflux du contenu de l estomac vers l œsophage : le ph mesuré par la sonde est alors le ph de l estomac. Comme nous l avons vu pour un nourrisson sain, le ph de l estomac diminue entre deux biberons, le contenu de l estomac qui remonte dans l œsophage est de plus en plus acide ce qui explique pourquoi l amplitude des variations de ph enregistrées est de plus en plus grande lorsque la durée s écoulant après le biberon augmente. La variation du ph de l œsophage du nourrisson malade peut donc s expliquer par la présence d un reflux périodique du contenu de l estomac dans l œsophage Nathan 01 3 / 3